Э лектролиты

сильные ( > 0,7) слабые ( < 0,1)

Например, HCl, HBr, HI, H₂SO₄, Например, HCN, HF, CH₃COOH,

HNO₃, растворимые соли, щелочи и др. H₂S, NH₄OH, H₂O и др.

К электролитам средней силы относятся, например, фосфорная, азотистая, щавелевая, лимонная кислоты, а также слабые электролиты в сильно разбавленных растворах и сильные электролиты в концентрированных растворах.

Величиной, характеризующей положение равновесия ионизации слабого электролита, является константа электролитической диссоциации (ионизации), которая определяется на основании закона действующих масс.

Для слабой кислоты: НА + Н₂О ((;(( Н₃О⁺ + А^–, величина константы равновесия процесса равна

_{Так как вода в разбавленных растврах присутствет в большом количестве, то изменением ее концентрации можно пренебресь и считать, что [H2O] = const. Объединив две постоянные величины, получим новую константу – константу кислотности Ka (a – acid).}

_{Kа = Kравн[H2O], соответственно}

Ввиду очень маленькой величины K_a удобнее пользоваться величиной pK_a, равной отрицательному десятичному логарифму K_a:

pK_a = –lgK_a

Для слабого основания: B + Н₂О ((;(( ВН⁺ + ОН^–

;

_{Kв= Kравн[H2O] – константа основности (в –вase)}

pK_в = –lgK_в

K_a и K_в зависят от тех же факторов, что и степень электролитической диссоциации, кроме концентрации вещества в растворе. По их величине электролиты классифицируются следущим образом:

K > 10^–2 – сильные электролиты;

K =10^–2 –10^–4 – умеренно слабые электролиты;

K = 10^–5 –10^–9 – слабые электролиты;

K <10^–9 – очень слабые электролиты.

Взаимосвязь между константой и степенью электролитической диссоциации устанавливает закон разведения Оствальда.

Вывод закона разведения Оствальда:

НА + Н₂О ((;(( Н₃О⁺ + А^–

[H₃О⁺] = [A^–] = c(НА); [HA] = с – c = (1–)c,

где с(НА) – исходная молярная концентрация слабой кислоты НА в растворе (с);

c – концентрация ионов, образовавшихся при диссоциации.

.

Для слабых электролитов (1–)  1, поэтому

K _a = ²c; .

Закон разведения Оствальда: степень диссоциации слабого бинарного электролита при разбавлении раствора увеличивается обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато, сильные – необратимо и неступенчато.

Межионные взаимодействия в растворах сильных электролитов приводят к тому, что экспериментально измеренные параметры (например, осмотическое давление, электропроводимость и т.п.) соответствуют меньшему числу частиц в растворе, чем можно было ожидать при диссоциации электролитов, поэтому было введено понятие активности ионов.

Активность ионов, а(Х_i) – эффективная концентрация ионов (Х_i), соответственно которой они проявляют себя в растворах сильных электролитов.

Взаимосвязь между активностью ионов а(Х_i) и аналитической молярной концентрацией электролита с(Х_i) выражается уравнением:

а(Х_i) = (Х_i) с(Х_i),

где (Х_i) -коэффициент активности– величина, показывающая во сколько раз активность ионов отличается от их истинной аналитической концентрации (с_i) в растворе сильного электролита.

Величина (Х_i)зависит от природы, температуры и концентрации электролитов в растворе. Для разбавленных растворов электролитов можно принять, что (Х_i)=1, а а(Х_i)= с(Х_i),т.к. межионные взаимодействия практически отсутствуют и величина (Х_i) в этом случае зависит от концентрации и заряда ионов, но практически не зависит от их природы. С увеличением концентрации величина (Х_i) уменьшается, т.к. уплотняется ионная атмосфера. Для высоконцентрированных растворов (Х_i)>>1, т.к. гидратная оболочка ионов практически отсутствует и их подвижность возрастает.

Рассчитать величину (Х_i) можно по уравнению Дебая-Хюккеля:

lg_i = –Az ,

где А – коэффициент, зависящий от температуры;

I-ионная сила раствора;

z_i – заряд иона.

И онная сила раствора, I – величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, равная полусумме произведений молярной концентрации (с_i) каждого иона на квадрат его заряда (z_i)

_{Теория Дебая-Хюккеля применима в диапазоне концентраций электролита 0,01-0,05моль/л.}

 Ионная сила плазмы крови 0,15моль/л, (Х_i)<1,

поэтому для расчётов необходимо использовать величину а(Х_i).